E-books PCNA. Vol. 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 LIGAÇÕES QUÍMICAS

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1 E-books PCNA Vol. 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 LIGAÇÕES QUÍMICAS

2 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 SUMÁRIO Apresentação Capítulo Ligações Químicas Ligação Iônica Ligação Metálica: Ligação Covalente Fórmulas Polaridade das ligações Ressonância Geometria Molecular Ligações Intermoleculares Forças de van der Waals ou força de Debye Dipolo Induzido Forças de Keesom-dipolo permanente Forças de London - Dipolo instantâneo EXERCÍCIOS PROPOSTOS GABARITO Página 1

3 2 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Apresentação Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de cursar gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para enfrentar melhor o programa curricular do seu curso. Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em Química Elementar do PCNA. Este é o segundo de uma série de o i t o E-books que vão lhe acompanhar durante o curso, o professor utilizará este material como apoio às suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as atividades propostas. A série E-books PCNA-Química foi desenvolvida com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de Química Elementar. Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de Ligações Químicas. É bom lembrar que não se pode aprender Química sem alguns pré-requisitos, que muitas vezes não valorizamos por acharmos simples e descomplicados, todavia, atenção e compreensão se fazem necessária. Página 2

4 3 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Capítulo 2 2. Ligações Químicas É fato que são poucos os elementos encontrados na natureza de forma isolado. Apenas 6 são encontrados na forma de átomos isolados e são os gases nobres. A partir da configuração eletrônica destes elementos e da estabilidade que eles possuem estipulou-se a seguinte regra, denominada a Regra do Octeto: Os átomos dos diferentes elementos ligam-se entre si, cedendo, recebendo ou compartilhando elétrons, na tentativa de adquirir uma configuração igual à de um gás nobre: oito elétrons na camada de valência, ou dois elétrons, se a camada de valência for a 1ª camada. Obs.: Existem exceções (como sempre)! Ai vão algumas: Ex: BF3, PCl5 e AlF3 respectivamente. Página 3

5 4 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Tipos de Ligações 2.1. Ligação Iônica A ligação iônica é aquela que ocorre pela atração elétrica entre íons positivos e negativos e formam compostos iônicos ( de molécula). Esses íons são formados, de modo geral, quando se encontram juntos átomos de metais e ametais, sendo que ocorre transferência de elétrons dos metais para os ametais. Figura 2.1 Representação da captura de elétron 2.2. Ligação Metálica: Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre a liberação parcial dos elétrons mais externos, com a Página 4

6 5 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 consequente formação de íons positivos. Uma amostra de metal é constituída por esses cátions, os quais são estabilizados pelos elétrons que foram liberados e envolve a estrutura como uma nuvem eletrônica. Figura 2.2 Representação de uma nuvem de elétrons 2.3. Ligação Covalente Se caracteriza pelo compartilhamento de pares de elétrons de valência entre os átomos que participam da ligação, em vista de adquirirem estabilidade. Desta maneira são formadas as moléculas. Figura 2.3 Representação do compartilhamento de elétrons Página 5

7 6 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Ligação Sigma (σ) Ligação covalente sigma é aquela em que os orbitais atômicos se interpenetram segundo um mesmo eixo. Ligação Pi (π) Ligação covalente pi é aquela feita pela interpenetração de orbitais p, através de eixos paralelos Fórmulas Podemos representar a ligação covalente entre os átomos e a formação de moléculas através de 3 fórmulas diferentes (usaremos o gás hidrogênio como exemplo): a) Fórmula eletrônica ou Fórmula de Lewis: Indicam-se todos os elétrons da última camada de cada átomo, colocando lado a lado aqueles que estão sendo compartilhados. H H H H b) Fórmula estrutural: Evidencia a estrutura da ligação, ou seja, cada par de elétrons compartilhado é representado por um traço. H H c) Fórmula molecular: Mostra apenas o tipo e a quantidade de átomos que formam 1 molécula. De um modo geral, é montada da seguinte maneira. Página 6

8 7 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Escrevem-se os símbolos dos átomos em ordem crescente de eletronegatividade (o menos eletronegativo primeiro). Cada símbolo é seguido de um índice que indica o número de átomos na molécula. O índice 1 não precisa ser escrito. H Polaridade das ligações Os modelos usados para representar as ligações iônicas e covalentes são as situações extremas na ligação. A ligação covalente pura, onde os átomos compartilham um par de elétrons igualmente só acontece quando dois átomos idênticos estiverem ligados entre si. Quando dois átomos diferentes formarem uma ligação covalente, o par de elétrons será desigualmente compartilhado. O resultado é uma ligação covalente polar, uma ligação na qual os dois átomos têm cargas residuais ou parciais. Mas por que as ligações são polares? Porque nem todos os átomos estão ligados aos seus elétrons de valência com a mesma força, nem todos os átomos assumem elétrons adicionais com a mesma facilidade. Portanto, os elétrons da ligação não são igualmente compartilhados entre os átomos. O átomo para o qual o par é deslocado tem uma maior parte do par de elétrons e, assim adquiri uma carga parcial negativa. Ao mesmo tempo, o átomo na outra terminação da ligação Página 7

9 8 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 adquire uma carga parcial positiva. Tal comportamento caracteriza uma ligação polar. Figura 2.4 Polaridade de uma ligação iônica Em compostos iônicos, o deslocamento do par do ligante para um dos dois átomos é essencialmente completo e os símbolos + e juntamente com os símbolos dos átomos são representados nas estruturas de Lewis. Linus Pauling propôs um parâmetro chamado eletronegatividade para decidir se uma ligação é polar e determinar qual átomo da ligação é negativo ou positivo: Eletronegatividade é a habilidade de um átomo em uma molécula de atrair elétrons para si. Seu comportamento é uma das propriedades periódicas da tabela, como já foi visto. A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso estudo: Página 8

10 9 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em função da diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos envolvidos, podemos classificar as ligações covalentes como: a) Ligações apolares: apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero. b) Ligações polares: apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero. É importante salientar o seguinte: quando essa diferença ultrapassa o valor de 1,7 a atração exercida por um dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a ligação covalente se rompe, tornando-se uma ligação iônica. Uma forma de analisar a polaridade de uma molécula é comparar os números de: - Pares eletrônicos ao redor do átomo central; - Átomos iguais ligados ao átomo central Se um desses dois números forem diferentes, a molécula será polar. Página 9

11 10 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Exemplos de moléculas apolares: H2, N2, Cl2, O3, S8. Exemplos de moléculas polares: HCl, H2O, CO2, NH3, BCl3, CH Ressonância Chamamos de ressonância, a deslocalização constante e permanente dos elétrons de ligações do tipo π em uma molécula. Tomemos como exemplo a molécula de SO2. Como os dois átomos de oxigênio são iguais, eles devem se ligar ao enxofre de maneira idêntica. Não faz muito sentindo dizermos que o enxofre estabelece com um dos átomos de oxigênio duas ligações comuns e com o outro, uma ligação dativa. Sendo assim, a ligação π apresenta ressonância entre os dois átomos de oxigênio e os elétrons da ligação π evolvem os 3 átomos, o tempo todo como uma nuvem eletrônica. Outro exemplo importante é a ressonância que ocorre entre os átomos de carbono da molécula de benzeno C6H Geometria Molecular a) Molécula formada por 2 átomos A geometria será sempre linear, independente dos átomos envolvidos. Página 10

12 11 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Ex.: H2, F2, HCl, CO. b) Molécula formada por 3 átomos b.1) A geometria será linear se o átomo central não possuir par de elétrons emparelhados disponíveis. Ex.: CO2, HCN, BeH2. b.2) A geometria será angular se o átomo central possuir par de elétrons emparelhados disponíveis. Ex.: H2O, H2S, SO2. c) Molécula formada por 4 átomos Página 11

13 12 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 c.1) A geometria será trigonal plana (triangular), se o átomo central não possuir par de elétrons emparelhados disponíveis. Ex.: SO3, COCl2, CH2O, BF3. c.2) A geometria será piramidal (pirâmide trigonal), se o átomo central possuir par de elétrons emparelhados disponíveis Ex.: NH3, PI3, NCl3. d) Molécula formada por 5 átomos A geometria será sempre tetraédrica, independentemente dos átomos envolvidos. Ex.: CH4, CHCl3, SiCl4, POCl3. Página 12

14 13 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 e) Molécula formada por 6 átomos A geometria será bipirâmide triangular ou bipirâmide trigonal. Ex.: PCl5. f) Molécula formada por 7 átomos A geometria será octaédrica. Ex.: SF6. Página 13

15 14 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO Ligações Intermoleculares São as forças de atração que mantém as moléculas unidas. Atualmente se resumem em 3 tipos de forças Forças de van der Waals ou força de Debye Dipolo Induzido As forças de van der Waals ou de dipolo induzido são forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres Forças de Keesom-dipolo permanente As forças de dipolo permanente são responsáveis pela atração existente entre moléculas polares Forças de London - Dipolo instantâneo Os elétrons que constituem a nuvem eletrônica de uma molécula estão em constante movimento, assim, se pudéssemos tirar fotografias dessa nuvem, elas não representariam a mesma imagem. Ou seja, em moléculas apolares, há possibilidade de tornar-se polar durante um curto período de tempo. Entretanto, esse tempo é o bastante para que deforme a nuvem de outra molécula apolar e induza-a, de modo a formar dois pólos distintos (positivo e negativo). Página 14

16 15 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 Figura 2.5 Representação das Forças de London Pontes de Hidrogênio Pontes de hidrogênio são forças de atração de natureza elétrica, do tipo dipolo permanente, porém bem mais intensas. Elas ocorrem quando a molécula possui hidrogênio ligado a elemento muito eletronegativo como o flúor, o oxigênio ou o nitrogênio. Assim temos a ordem de ligação da mais forte para a mais fraca, a seguir: Pontes de Hidrogênio > Dipolo Permanente > Induzido E usando esta ordem é possível prever qual ligação possui ponto de fusão e ebulição maior que a outra. Página 15

17 16 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 EXERCÍCIOS PROPOSTOS Aqui estão questões relacionadas ao capítulo estudado. É importante o esforço para resolver todas as questões. Em caso de dúvidas os monitores do programa estão prontos para lhe ajudar. Bons estudos! 1) Considere as configurações eletrônicas de dois elementos A e B no estado fundamental. A = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 B = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Ao reagirem, a fórmula do composto formado por A e B e o tipo de ligação química da molécula serão, respectivamente: a) AB; ligação covalente. b) A2B; ligação iônica. c) AB2; ligação iônica. d) AB3; ligação metálica. e) A3B; ligação covalente. 2) A água, a amônia e o metano têm massas moleculares muito próximas. Apesar disso, a água possui um ponto de ebulição muito mais elevado do que o da amônia e o do Página 16

18 17 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 metano. Essas observações experimentais podem ser explicadas porque: a) A água apresenta ligações iônicas, enquanto o metano e a amônia são formados por ligações covalentes. b) Os tipos de ligação não interferem no ponto de ebulição. c) Todos os três compostos têm ligações covalentes, porém a amônia e o metano são polares. d) As moléculas de água apresentam ligações covalentes O H, facilmente rompíveis. e) A água possui moléculas polares que formam ligações de pontes de hidrogênio, aumentando a força de coesão entre suas moléculas. 3) Das espécies químicas abaixo, indique aquela que NÃO obedece à regra do octeto. a) MgBr2 b) AlCl3 c) CO2 d) NaCl e) SO2 Página 17

19 18 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 4) As ligações químicas nas substâncias K (s), HCl(g), KCl(s) e Cl2(g), são respectivamente: a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar. b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar. c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente apolar. d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar. e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica. 5) Abaixo são apresentados quatro elementos químicos com seus respectivos números atômicos. 1. Na (Z = 11); 2. S (Z = 16); 3. Al (Z = 13); 4. N (Z = 7); Analise as afirmativas abaixo: I. A ligação entre 1 e 2 será iônica. II. A ligação entre 4 e 4 será metálica. III. A ligação entre 3 e 3 será metálica. IV. A ligação entre 1 e 4 será covalente. Assinale a alternativa que apresenta as afirmações corretas. a) I e III. b) II e IV. Página 18

20 19 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 c) I e IV. d) II e III. e) III e IV. 6) A existência de pontes de hidrogênio só é possível entre compostos quando há: a) Um elemento fortemente eletropositivo ligado a um átomo de hidrogênio. b) Dois elementos: um fortemente eletropositivo e outro fortemente eletronegativo, ligados entre si. c) Um elemento fortemente eletronegativo, dotado de pares de elétrons não compartilhados, ligado ao hidrogênio. d) Um aumento muito grande na intensidade das forças de London. e) Uma ligação química entre o hidrogênio e os elementos de transição externa. 7) Um elemento M da família dos metais alcalinoterrosos forma um composto binário iônico com um elemento X da família dos halogênios. Assinale, entre as opções abaixo, a fórmula mínima do respectivo composto: a) MX. b) MX2. c) M2X. Página 19

21 20 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 d) M2X7. e) M7X2. 8) Dois átomos P e Q, de configurações eletrônicas do último nível igual a 2p5 e 2p4, respectivamente, formam ligações do tipo e a fórmula do composto formado é. a) iônica; PQ. b) covalente; PQ. c) iônica; P2Q. d) covalente; P2Q. e) covalente; P5Q4. 9) Os compostos BF3, SO2, PH3, CO2 são moléculas de configuração espacial, respectivamente: a) trigonal, angular, trigonal, linear. b) piramidal, angular, piramidal, angular. c) trigonal, angular, piramidal, linear. d) trigonal, linear, piramidal, linear. e) piramidal, angular, piramidal, linear. 10) As polaridades das ligações e a polaridade final das moléculas de CO2, SO2 e N2, são respectivamente: a) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações polares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula apolar. Página 20

22 21 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 b) CO2; ligações polares e molécula polar. SO2; ligações apolares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula apolar. c) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações polares e molécula polar. N2; ligações apolares e molécula apolar. d) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações polares e molécula apolar. N2; ligações apolares e molécula polar. e) CO2; ligações polares e molécula apolar. SO2; ligações polares e molécula polar. N2; ligações apolares e molécula polar. Página 21

23 22 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 GABARITO 1) Letra C. O elemento A tem 2 elétrons na última camada, logo é um metal alcalino terroso. O elemento B tem 7 elétrons na última camada, portanto, um halogênio (ametal). Desse modo: metal + ametal configura uma ligação iônica. 2) Letra E. O item a está incorreto por que a água não faz ligação iônica e sim covalente. Já o item b está incorreto porque as ligações mais fortes têm um ponto de ebulição mais elevado devido ao alto grau de coesão entre as moléculas. No item c está incorreto afirmar que a metano é polar, pois ele é apolar. Finalmente, o item d está errado ao afirmar que as ligações da água são facilmente rompíveis, o que está incorreto devido a molécula da água possuir ligações de hidrogênio que aumenta a coesão entre as moléculas. 3) Letra B. O alumínio se estabiliza com 6 elétrons na última camada. 4) Letra A. Página 22

24 23 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 2 5) Letra A. 6) Letra C. 7) Letra B. 8) Letra D. 9) Letra C. 10) Letra C. Página 23